CHEM:Prawidłowości w układzie okresowym
1
CHEM:Prawidłowości w układzie okresowym
Grupa →
↓ Okres
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
*
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
87
88
**
104
105
106
107
108
109
110
111
112
113
114
115
116
117
118
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
103
Ciało stałe
Ciecz
Gaz
Nieznany
Naturalny Z rozpadów Syntetyczny Nie odkryty
Tablica Mendelejewa
• Periodyczna klasyfikacja pierwiastków (Dymitr Mendelejew, Julius Lothar Meyer) pojawiła się około roku 1869,
ponad 40 lat przed odkryciami, które doprowadziły do określenia struktury atomów (1913-1916).
• Prawidłowość będąca podstawą periodycznej klasyfikacji (nazywana prawem okresowości) została ustalona na
podstawie obserwacji makroskopowych związanych z właściwościami chemicznymi i fizycznymi pierwiastków
uporządkowanych według rosnących mas atomowych.
• Na podstawie obserwacji Mendelejew opracował układ okresowy liczący 63 znane wówczas pierwiastki:
• każdy okres rozpoczynał się jednowartościowym, aktywnym metalem, a kończył chemicznie biernym atomem
helowca,
CHEM:Prawidłowości w układzie okresowym
2
• wewnątrz okresu właściwości pierwiastków zmieniały się od typowych, bardzo aktywnych metali, poprzez
mało aktywne metale i niemetale aż do bardzo aktywnych niemetali pierwiastki tworzące grupy wykazywały
podobne właściwości chemiczne,
• a ich zmienność była uwarunkowana zmianą masy atomowej (reaktywność metali wzrastała ze wzrostem masy
atomowej, a reaktywność niemetali malała).
Struktura obecnego układu okresowego
Podział na okresy i grupy:
• okresy to szeregi poziome oznaczone cyframi 1-7,
• grupy to kolumny oznaczone liczbami arabskimi 1-18 (dawniej rzymskimi, uzupełnionymi literą A dla grup
głównych, a literą B dla grup pobocznych).
Dwa szeregi pierwiastków umieszczonych pod tablicą, lantanowce i aktynowce, należą odpowiednio do szóstego i
siódmego okresu, tworząc dwu pierwiastkowe grupy, dla których nie wprowadzono dodatkowej numeracji.
Dodatkowy podział na bloki konfiguracyjne s, p, d, f:
• blok s — pierwiastki grupy 1 i 2 oraz hel,
• blok p — pierwiastki grup 13-18,
• blok d — pierwiastki grup pobocznych (3-12),
• blok f — lantanowce i aktynowce.
Prawidłowości w okresach
• Okres jest uporządkowanym według wzrastających liczb atomowych szeregiem pierwiastków, których atomy
zawierają jednakową liczbę powłok elektronowych.
• Numer okresu, w którym znajduje się dany pierwiastek, określa liczbę powłok elektronowych zajętych przez
elektrony. Elektron odróżniający atom danego pierwiastka o liczbie atomowej od atomu pierwiastka o liczbie
atomowej
zajmuje:
• w bloku podpowłokę
,
• w bloku podpowłokę
,
• w bloku podpowłokę
,
• w bloku podpowłokę
.
Przykłady
W atomach wodoru i helu elektrony zajmują podpowłokę :
1
H
2
He
W atomach litu i berylu elektrony zajmują podpowłokę :
3
Li
4
Be
W atomach od boru do neonu elektrony zajmują podpowłokę
:
CHEM:Prawidłowości w układzie okresowym
3
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
Prawidłowości w grupach
• Grupa jest uporządkowanym według wzrastających liczb atomowych szeregiem pierwiastków, których atomy
zawierają jednakową liczbę elektronów walencyjnych.
• Numer grupy określa liczbę elektronów walencyjnych: w atomach pierwiastków grup głównych (1-2, 13-18)
liczba elektronów walencyjnych jest równa cyfrze na miejscu jednostek w numerze grupy.
• W atomach pierwiastków grup pobocznych (3-12) liczba elektronów walencyjnych jest równa numerowi grupy.
Elektrony walencyjne
• Elektrony walencyjne są to elektrony biorące udział w procesie tworzenia cząsteczek związków chemicznych.
• W atomach pierwiastków bloku s elektronami walencyjnymi są elektrony ostatniej powłoki — typ konfiguracji
ns.
• W atomach pierwiastków bloku p elektronami walencyjnymi są również elektrony z ostatniej powłoki (3-8
elektronów, z czego 2 należą do podpowłoki s, a reszta do podpowłoki p) — typ konfiguracji ns, np.
• W atomach pierwiastków bloku d elektronami walencyjnymi są elektrony z podpowłoki s ostatniej powłoki oraz
elektrony z podpowłoki d powłoki przedostatniej — typ konfiguracji
, ns.
• W atomach pierwiastków bloku f elektronami walencyjnymi są elektrony z ostatniej powłoki s, podpowłoki d
powłoki przedostatniej oraz podpowłoki f powłoki trzeciej od zewnątrz – typ konfiguracji
,
,
.
Energie jonizacji
• Pierwsza energia jonizacji odpowiada usunięciu jednego elektronu z obojętnego atomu i zmienia się kierunkowo
w każdym okresie lub grupie układu okresowego
M → M
+
+ e¯.
• Wysokie wartości są charakterystyczne dla helowców, ponieważ ich zamknięte powłoki elektronowe są bardzo
trwałe (maksymalna wartość wynosi 24,59 eV, dla atomu helu).
• Minimalne wartości (3 - 5 eV) są charakterystyczne dla litowców. Elektrony walencyjne litowców są skutecznie
ekranowane od jądra, dlatego też ich oderwanie od atomu jest stosunkowo łatwe.
• Energie jonizacji wzrastają w okresach przy przejściu od litowców do helowców ze względu na wzrost ładunku
jądra i zmniejszanie promieni atomowych.
• W grupach głównych wartości energii jonizacji maleją w miarą wzrostu liczby atomowej.
• Energia jonizacji maleje przy przejściu od konfiguracji do konfiguracji
, a następnie przy przejściu od
do
.
• Wyższe potencjały jonizacji odpowiadają oderwaniu kolejnego elektronu. Przyjmują one większe wartości w
stosunku do wartości pierwszej energii jonizacji, ponieważ dalsze elektrony są odrywane od jonów dodatnich.
CHEM:Prawidłowości w układzie okresowym
4
• Przykład — wartości kolejnych energii jonizacji dla litu:
• E
1
= 5,39 eV
• E
2
= 75,64 eV
• E
3
= 122,45 eV
Elektroujemność
• Elektroujemność jest miarą tendencji atomów w cząsteczce do przyciągania elektronów.
• Pojęcie elektroujemności zostało wprowadzone przez Linusa Paulinga (1932 r), który na podstawie momentów
dipolowych i energii potrzebnych do rozerwania wiązań, uszeregował pierwiastki tworząc tzw. skalę
elektroujemności.
• Największą elektroujemność przypisuje się fluorowi (4.0).
• W miarę wzrostu ładunku jądra elektroujemność rośnie (pierwiastki pierwszej i drugiej grupy mają małe wartości
elektroujemności, 0,7-1,5, natomiast tlenowce i fluorowce charakteryzują się wartościami elektroujemności, w
granicach 2-4).
• W obrębie grupy elektroujemność maleje ze wzrostem rozmiarów atomów.
Źródła i autorzy artykułu
5
Źródła i autorzy artykułu
CHEM:Prawidłowości w układzie okresowym Źródło: https://brain.fuw.edu.pl/edu-wiki/index.php5?oldid=14493 Autorzy: Asia
Licencja
Attribution-Share Alike 3.0 PL
http:/
Document Outline
Wyszukiwarka
Podobne podstrony:
uszeregowanie pierwiastków w układzie okresowym przez Dmitrija I
uszeregowanie pierwiastków w układzie okresowym przez Dmitrija I
Izotermiczna?sorpcja okresowa w układzie ciało stałe ciecz (2)
Izotermiczna adsorpcja okresowa w układzie ciało stałe - ciecz, inżynieria chemiczna lab, sprawka, 2
Izomeryczna adsorpcja okresowa w układzie ciało stałe - ciecz 2, Dokumenty(1)
IZOTERMICZNA ADSORPCJA OKRESOWA W UKŁADZIE CIAŁO STAŁE - CIECZ 3, Dokumenty(1)
DOKUMENTACJA OBROTU MAGAZYNOWEGO prawidł
Budowa Układu Okresowego Pierwiastków
jak prawidlowo dobrac meble[1]
Najbardziej charakterystyczne odchylenia od stanu prawidłowego w badaniu
Przedwczesne odklejanie się łożyska prawidłowo usadowionego
Przedwczesne odklejanie się łożyska prawidłowo usadowionego
WEM 5 78 Prawidlowosci dot procesu emocjonalnego II
więcej podobnych podstron